كيفية حفظ الفرق بين أرهينيوس وبرونستيد لوري وأحماض لويس والقواعد

قبل حفظ الاختلافات بين التعاريف المختلفة للأحماض والقواعد ، ألق نظرة فاحصة على التعريفات نفسها. بمجرد التعرف عليها ، يمكنك الانتقال إلى حفظ الفروق المحددة.

سيساعدك ما يلي على تحديد التمييز بين Arrhenius مقابل. برونستيد-لوري vs. أحماض وقواعد لويس.

يوجد تعريفات متعددة الأحماض والقواعد. التعريف الأضيق هو تعريف نظرية أرهينيوس ، والذي يهتم بشكل أساسي بالمحاليل المائية.

ان ارهينيوس يزيد حمض تركيز H⁺ أو H.₃ا⁺ (الهيدرونيوم) الأيونات. نظرًا لأن البروتونات لا تطفو حقًا في المحلول من تلقاء نفسها ، فإن الهيدرونيوم هو الطريقة الأكثر دقة من الناحية الفنية للتحدث عن البروتونات في محلول مائي. تزيد قاعدة Arrhenius من تركيز OH^- الأيونات.

مثال على حمض أرهينيوس هو حمض الهيدروكلوريك. عندما يتفكك حمض الهيدروكلوريك في المحلول ، يزداد تركيز أيون الهيدرونيوم. مثال على قاعدة أرهينيوس هو هيدروكسيد الصوديوم. عندما يتفكك هيدروكسيد الصوديوم في الماء ، فإنه يزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد.

حسب تعريف أرهينيوس: تطلق الأحماض بروتونًا ، أو H.⁺، في الماء. تطلق القواعد أيون هيدروكسيد ، OH^-، في الماء.

كما ذكرنا سابقًا ، فإن تعريف نظرية أرهينيوس للأحماض والقواعد هو الأضيق لأنه يناقش المحاليل المائية فقط.

لتكون قادرًا على تحديد المزيد من ردود الفعل ، فإن برونستيد لوري يركز التعريف على نقل البروتون. حمض Brønsted-Lowry هو أي نوع يتبرع ببروتون لجزيء آخر. قاعدة Brønsted-Lowry هي أي نوع يقبل بروتونًا من جزيء آخر.

وأخيرا، فإن لويس التعريف هو أوسع تعريف للأحماض والقواعد. كما أن حمض أرهينيوس هو حمض برونستيد-لوري ، فإن حمض برونستيد-لوري هو حمض لويس.

في تعريف لويس ، تعتبر الأحماض متقبلات لزوج الإلكترون. نتيجة لذلك ، يكون الحمض قادرًا على تكوين رابطة تساهمية مع كل ما يمد الإلكترونات. القواعد هي مانحة زوج الإلكترون.

• 1. يزيد حمض أرهينيوس من تركيز حمض الهيدروكلوريك^+.
  2. تزيد قاعدة Arrhenius من تركيز OH^- الأيونات.
  3. حمض Brønsted-Lowry هو أي نوع يتبرع ببروتون لجزيء آخر. قاعدة Brønsted-Lowry هي أي نوع يقبل بروتونًا من جزيء آخر.
  4. حمض لويس هو متقبل لزوج الإلكترون. قاعدة لويس هي مانح زوج إلكترون.

إن الشيء العظيم في أسماء هذه التعريفات هو أنها مرتبة أبجديًا من التعريف الضيق إلى الأوسع. إذا كان بإمكانك أن تضع في اعتبارك ما يلي:

أrrhenius < برونستيد لوري < إلإيويز

لذا ، فإن التعريف الأول هو الأضيق. يتحدث أرينيوس فقط عن المحاليل المائية وما إذا كانت المادة تزيد تركيز أيون الهيدرونيوم أو الهيدروكسيد أم لا. التالي هو Brønsted-Lowry ، مما يشير إلى أن أي مادة تتبرع بالبروتون هي حمض ، وأي شيء يقبله هو قاعدة. أخيرًا ، يعد تعريف لويس هو الأوسع ، حيث يشير إلى أن أي متقبل لزوج الإلكترون هو حمض لويس ، وأن المتبرع بزوج الإلكترون هو قاعدة لويس.

حيلة أخرى هي: أرينيوس هو كل شيء عن أ. أرينيوس يهتم بـ AH ACID (طريقة ممتعة لقول "حمض"). هنا ، أول A هو Arrhenius و H هو هيدروجين أو أيون هيدرونيوم حيث أن تعريف Arrhenius يتعلق بشكل أساسي بزيادة تركيز أيون الهيدروجين.

لتذكر تعريف لويس ، تذكر أن الحرف L لـ Lewis و E للإلكترونات (جنيهحكمة). يهتم تعريف لويس بشكل أساسي بحركة الإلكترونات.

بمجرد حصولك على هذين الاثنين ، ستعرف أن الشخص المتبقي (تعريف برونستيد-لوري) يهتم بالتبرع بالبروتونات.